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课件网) 第二节 反应热的计算 目 标 素 养 1.了解盖斯定律的内容,了解其在科学研究中的意义。 2.能用热化学方程式和盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 知 识 概 览 一、盖斯定律 1.一个化学反应,不管是 一步 完成的还是 分几步 完成的,其反应热是相同的。这就是盖斯定律。 2.特点。 (1)反应的热效应只与始态、终态有关, 与途径无关。 (2)反应热总值一定,如下图表示始态到 终态的反应热。 则ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。 3.应用。 (1)有些化学反应进行得 很慢 ,有些化学反应不容易 直接发生 ,有些化学反应往往伴有副反应发生,直接测定这些化学反应的反应热很困难。利用盖斯定律,可以间接地计算出其反应热。 根据盖斯定律可得ΔH1= ΔH3+ΔH2 , 则ΔH3= ΔH1-ΔH2 。 微判断 (1)所有反应的反应热都可以通过实验直接测定。 ( ) (2)一个化学反应一步完成比分几步完成经过的步骤少,放出的热量也少。( ) (3)不同的热化学方程式,因反应的物质不同,热化学方程式之间不能相加减。( ) (4)对于某可逆反应,其正、逆反应的反应热的数值相等,符号相反。( ) × × × √ (5)利用盖斯定律可计算出有副反应发生的反应的反应热。 ( ) √ 微训练1 已知化学反应的热效应只与反应物的初始状态和生成物的最终状态有关,如图甲所示: ΔH1=ΔH2+ΔH3。根据上述原理和图乙所示, 判断下列各对应的反应热关系中不正确的是( )。 A.A―→F ΔH=-ΔH6 B.A―→D ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3 C.ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6=0 D.ΔH1+ΔH6=ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5 答案:D 解析:A―→F与F―→A互为逆反应,则反应热数值相等,符号相反,A项正确;根据盖斯定律和能量守恒定律可知,B、C两项正确;ΔH1+ΔH6=-(ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5),D项错误。 二、反应热的计算 1.依据热化学方程式:反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比,依据热化学方程式中的ΔH求反应热,如 aA(g)+ bB(g)══cC(g)+ dD(g) ΔH a b c d |ΔH| n(A) n(B) n(C) n(D) Q 2.依据盖斯定律:可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减,得到一个新的热化学方程式,同时反应热也作相应的改变。 3.依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算:ΔH= Q吸-Q放 。 4.依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算:ΔH= E生成物-E反应物 。 5.依据物质的燃烧热ΔH计算:Q放= n可燃物×|ΔH| 。 6.依据比热公式计算:Q= cmΔT 。 微训练2 1.已知: ①2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH1 ②3H2(g)+Fe2O3(s)══2Fe(s)+3H2O(g) ΔH2 ③2Fe(s)+ O2(g)══Fe2O3(s) ΔH3 ④2Al(s)+ O2(g)══Al2O3(s) ΔH4 ⑤2Al(s)+Fe2O3(s)══Al2O3(s)+2Fe(s) ΔH5 下列关于上述反应焓变的判断正确的是( )。 A.ΔH1<0,ΔH3>0 B.ΔH5<0,ΔH4-ΔH3<0 C.ΔH1=ΔH2+ΔH3 D.ΔH3=ΔH4+ΔH5 答案:B 解析:燃烧反应都是放热反应,故ΔH3<0,A项错误;反应⑤是铝热反应,显然是放热反应,ΔH5<0,由反应④-反应③可得反应⑤,即ΔH5=ΔH4-ΔH3<0,B项正确,D项错误;由反应②+反应③可得反应3H2(g)+ O2(g)══3H2O(g),故ΔH1= (ΔH2+ΔH3),C项错误。 2.已知碳的燃烧热为394 kJ·mol-1,计算完全燃烧3 g碳放出的热量。 答案:98.5 kJ 解析:3 g碳的物质的量为n(C)= =0.25 mol,完全燃烧放出的热量为394 kJ·mol-1×0.25 mol=98.5 kJ。 一、反应热的计算方法 问题探究 已知: ①H2(g)+ O2(g)══H2O(g) ΔH1=-241.8 kJ·mol-1 ②H2O(g)══H2O(l) ΔH2=-44 kJ·mol-1 根据①和②,如何求出氢气的燃烧热 提示:要计算H2的燃烧热,即求热化学方程式H2(g)+ O2(g) ══H2O(l)的反应热。根据盖斯定律知: ΔH=ΔH1+ΔH2=(-241.8 kJ ... ...
